ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .

Реакции будут идти вот так:

8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HF

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

Физические свойства серы напрямую зависят от аллотропной модификации. Например, самая известная модификация серы - ромбическая, S₈. Она представляет собой достаточно хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета.

Кроме ромбической, существует и множество других модификаций, количество которых, по разным источникам, достигает трех десятков.

Химические свойства элемента

При нормальной температуре химическая активность серы довольно мала. Зато при нагревании сера зачастую взаимодействует со всеми простыми веществами, металлами и неметаллами.

S + O₂ → SO₂

Сера является важнейшим элементом в жизни и животных, широко используется в промышленности, начиная от медицины и заканчивая пиротехническими устройствами.

Серная кислота

Серная кислота имеет формулу H₂­SO₄ и является сильнейшей двухосновной кислотой. Раньше это вещество называли купоросным маслом, потому что концентрированная кислота имеет густоватую маслянистую консистенцию.

Серная кислота легко смешивается с водой, но готовить такие растворы нужно с осторожностью: концентрированную кислоту нужно аккуратно приливать в воду, и ни в коем случае не наоборот.

Серная кислота относится к едким веществам, она способна растворять некоторые . Поэтому ее часто используют при добыче руд. На коже кислота оставляет сильнейшие ожоги, поэтому при работе с ней крайне важно соблюдать технику безопасности.

Получение «купоросного масла»

В промышленности используют контактный способ получения с помощью окисления сернистого газа, который образуется при горении серы - SO₂ (диоксид серы). Далее из сернистого газа получают триоксид серы SO₃, который затем растворяют в самой концентрированной серной кислоте. Получаемый при этом раствор называют олеумом . Чтобы получить «купоросное масло», олеум разбавляют водой.

Химические свойства серной кислоты

При взаимодействии с металлами, а также углеродом и серой концентрированная серная кислота их окисляет:

Сu + 2H₂­SO₄ (конц.) → Cu­SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

C(графит) + 2H₂­SO₄ (конц., гор.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂­SO₄ (конц.) → 3SO₂ + 2H₂O

Разбавленная кислота способна реагировать со всеми металлами, которые находятся левее водорода в ряду напряжений:

Fe + H₂­SO₄ (разб.) → Fe­S­O₄ + H₂

Zn + H₂­SO₄ (разб.) → Zn­SO₄ + H₂

В реакциях с основаниями разбавленная H₂­SO₄ образует сульфаты и гидросульфаты:

H₂­SO₄ + NaOH → NaH­SO₄ + H₂O;

H₂­SO₄ + 2NaOH → Na₂­SO₄ + 2H₂O.

Также данная кислота может реагировать и с основными оксидами, при этом получаются сульфаты:

CaO + H₂­SO₄ → Ca­SO₄↓ + H₂O.

Слайд 2

Сера

Сера – халькоген, довольно активный неметалл. Сущетсвует три аллотропных модификации серы: ромбическая S8 пластическая моноклинная

Слайд 3

Характеристика серы

Серав ПСХЭ: положение (период, группа) строение атома свойства элемента по периоду / в главной п/гр высший оксид высший гидроксид ЛВС

Слайд 4

Получение

При сливании растворов сероводородной и сернистой кислот: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O При неполном сгорании сероводорода (при недостатке воздуха): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Слайд 5

Химические свойства

Не смачивается и не реагирует с водой. Какокислитель реагирует с: металлами (кроме золота) Hg + S = HgS (обезвреживание разлитой ртути) водородоми неметаллами, у которых с.о. меньше (углеродом, фосфором и т.п.)

Слайд 6

Каквосстановитель реагирует с: кислородом хлором фтором

Слайд 7

S-2(с ме, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 усиление окислительной способности ионов

Слайд 8

Сероводород

H2S – сероводород. Его раствор в воде называется сероводородной кислотой. Кислота слабая двухосновная, поэтому диссоциирует ступенчато: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–

Слайд 9

Проявляет все свойства кислот. Реагирует с: основными оксидами: H2S + CaO = CaS + H2O основаниями: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O

Слайд 10

солями: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 металлами: Ca + H2S = CaS + H2

Слайд 11

Свойства солей

Кислые соли сероводородной кислоты – гидросульфиды (KHS, NaHS) хорошо растворимы в воде. Растворимыми также являются сульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов. Сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути и др. тяжёлых ме нерастворимы даже в кислотах (кроме азотной).

Слайд 12

Окисление сероводорода

Сероводород легко окисляется кислородом (какпри избытке O2и недостатке?). Бромной водой Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ желто- оранжевая бесцветная

Слайд 13

Оксид серы (IV)

SO2 – сернситый газ. Реагирует с водой с образование H2SO3. Типичный кислотный оксид. Взаимодействует с основаниями (образуется соль (сульфит или гидросульфит) и вода) и основными оксидами (образуется только соль).

Слайд 14

Получают: горением серы обжигом пирита действием кислот на сульфиты взаимодействием конц. серной кислоты и тяжелых ме

Слайд 15

Оксид серы (VI)

SO3 - кислотный оксид.Реагирует с водой с образование H2SO4, с основаниями (образуется соль (сульфат или гидросульфат) и вода) и основными оксидами. Получают окислением сернистого газа. Растворяется в серной кислоте с образованием олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4·nSO3 олеум

Слайд 16

Серная кислота

Серная кислота H2SO4– тяжёлая маслянистая жидкость без запаха и цвета. При концентрации > 70% –серная кислота называется концентрированной, менее 70% - разбавленной. Диссоциация серной кислоты выражается уравнением: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–

Слайд 17

Кислота реагирует с амофотерными и основными оксидами и гидроксидами, солями: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Последняя реакция является качественной на SO42–ион (образуется нерастворимый осадок белого цвета).

Слайд 18

H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 разбавленная концентрированная H+ ― окислитель 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― окислитель S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S) S0 (S) S+4 (SO2)

Слайд 19

C разбавленной серной кислотой реагируют все металлы, стоящие в ряду активности до водорода. При реакции образуется сульфат металла и выделяется водород: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Металлы, стоящие после водорода с разбавленной кислотой не реагируют: Cu + H2SO4 ≠

Слайд 20

Концентрированная серная кислота

Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, взаимодействуют с концентрированной серной кислотой по следующей схеме: H2SO4(конц.) + Ме = МеSO4 + SO2 + H2O Т.е. образуются: сульфат металла оксид серы(IV) - сернистый газ SO2 вода

Слайд 21

Более активными ме серная кислота при определённых условиях может восстанавливаться до серы в чистом виде или сероводорода. На холоде конц. серная кислота пассивирует железо и алюминий, поэтому их перевозят в железных цистернах: H2SO4(конц.) + Fe ≠ (на холоде)

Слайд 22

Получение серной кислоты

получение SO2(обычно обжигом пирита) окисление SO2 в SO3 в присутсвии катализатора – оксида ванадия(V) растворение SO3 в серной кислоте с получением олеума

Слайд 23

Сульфаты

Соли серной кислоты имеют все свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию: сульфаты активных ме (Na, K, Ba) не разлагаются даже при t > 1000˚C другие (Cu,Al, Fe) даже при небольшом нагревании распадаются на оксид серы(VI) и оксид металла

Слайд 24

Вопросы

в каких реакциях сера играет роль окислителя? восстановителя? какие степени она при этом проявляет? чем обусловлено различие свойств концентрированной и разбавленной серной кислоты? напишите уравнения реакции конц. и разбавленной кислот с медью и цинком. как отличить растворы иодида натрия и сульфата натрия? предложите два способа и напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Слайд 25

Задания

Какое кол-во сернистого газа можно получить из 10 кг руды, содержащей 48% пирита? Какой объем занимают: а)4 моль SO2? б) 128 г SO3? Осуществите реакции: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4

Посмотреть все слайды

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:

H 2 + S = H 2 S.

Нагревание смеси парафина с серой.

1.9. Сероводородная кислота и её соли

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.

Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.

Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.

Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.

Получение сульфидов

Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере

Восстановление твердых солей оксокислот

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)

SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)

CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)

Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Химические свойства сульфидов

Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2- + H 2 O = HS - + OH - .

Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;

CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .

Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Токсичность сероводорода

На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.